第五单元原子结构与元素周期律

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原子结构元素周期律知识总结

原子结构元素周期律知识总结一、原子结构1．几个量的关系(X)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数阳离子：核外电子数=质子数—所带电荷数阴离子：核外电子数=质子数+所带电荷数2．同位素（1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。

（2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；3．核外电子排布规律(1).核外电子是由里向外，分层排布的。

(2).各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个（第一层为最外层不超过2个），次外层电子数不得超过18个，。

(3).以上几点互相联系。

二、元素周期律和周期表1．几个量的关系周期数=电子层数主族序数=最外层电子数=最高正价数 |最高正价|+|负价|=8O、F无最高正价，金属无负价2．周期表中部分规律总结(1).最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。

(2).在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差分别有以下三种情况：①第2、3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。

(3).同主族相邻元素的原子序数差别有以下二种情况：①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数；②第ⅢA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。

4概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。

本质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

（1）、半径（除稀有气体外）同周期元素原子从左到右逐渐减少，同主族元素原子从上到下逐渐增大。

（2）不同电子层数的粒子，电子层数多半径大。

（3）相同核外电子排布的粒子，核电荷数大半径小。

（4）同种元素的原子阴离子半径大于原子半径，原子半径大于阳离子半径。

原子结构与元素周期律知识点

原子间通过共用电子对所形成的化学键。
分类
共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如: 分子、原子、离子晶体。不同原子间
共用电子对是否偏移极性键
NaOH、Na2O2）；
非极性键
存在共价化合物
非金属单质
分子的极性
相同原子间
共用电子对的来源双方提供：共价键
（孤对电子）、单方提供：配位键女口：nh4+、h3o+
第一章
教案编写日期
应到人数：实到人数：
教学目标：
过程与方法：
通过亲自编排元素周期表培养学生的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。
通过对元素周期律和元素周期表的关系的认识，渗透运用辩证唯物主义观点分析现象和本质的关系。
情感态度价值观：
通过学生亲自编排元素周期表培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习兴趣
35CI为35,37CI为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算岀的平均值。如：
3537
Ar（CI）=Ar（ Cl）X% +Ar（ CI）X%
元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
气态氢化物的稳定性
最高价氧化物的水化物酸碱性
相同条件下，电子层越多，半径越大。
相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如: 同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：
同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如:

高中知识清单化学

高中知识清单化学高中化学必背知识一、原子结构与元素周期律1、电子排布式：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p泡利原理和洪特规则泡利原理:每个轨道里最多能容纳2个电子，用方向相反的箭头“↑↓”自旋方向相反。

洪特规则:当电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。

洪特规则的特例：当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。

2.第一电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量.3.电负性：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度叫电负性。

4.元素周期律二、化学键与分子间作用力1、共价键：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。

其特征是具有饱和性和方向性。

共价键类型：σ键和π键，还有一种特殊的共价键是配位键键长与键角：键长与原子半径相关，键角与分子空间结构相关离子键：当两种原子相互接近到一定程度，容易发生电子得失而形成阴阳离子，阴阳离子通过静电作用形成离子键。

离子键的实质就是静电作用等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子。

范德华力：物质分子间存在的微弱相互作用氢键：分子间(内)电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用三、晶体结构2.晶胞的计算金刚石晶胞NaCl晶胞CO2晶胞金刚石属于原子晶体，晶胞中每个C原子和4个C原子形成4个共价键,成为正四面体结构，C原子与碳碳键个数比为1：2，最小环由6个C原子组成，每个C原子被12个最小环所共用;每个最小环含有1/2个C原子。

NaCl属于离子晶体，晶胞中每个Na+周围吸引着6个Cl-，这些Cl-构成的几何图形是正八面体，每个Cl-周围吸引着6个Na+，Na+、Cl-个数比为1：1，每个Na+与12个Na+等距离相邻，每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个Cl-。

干冰属于分子晶体。

晶胞中每个CO2分子周围最近且等距离的CO2有12个。

1个晶胞中含有4个CO2金属晶体：金属Na、K、Cr、Mo(钼)、W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积，原子的`配位数为8，一个晶胞中含有2个原子。

原子结构与元素周期律的关系

原子结构与元素周期律的关系
（纵）族
原
位
子
置
序
数（横）周期
结构性质
最外层电子数电子层数
相似性
递变性
原子结构与元素周期律的关系
1.主要化合价
2.最高价氧化物及其水化物的组成
3.氢化物组成
1.金属性与非金属性
2.“最高价氧化物的水化物”的酸碱性
3.氢化物的稳定性
原子结构与元素周期律的关系
知识点——原子结构与元素周期律的关系
原子结构与元素周期律的关系
概念：元素的性质（原子半径、主要化合价）随着
元原子序数的递增而呈周期性的变化
素规律：原子半径同周期从左到右渐小，同族从上到下
周渐大。
期
主要化合价：+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
律
-4 -3 -2 -1
原因：核外电子排布随着原子序数的递增而呈周期性的变化 (1~8)
质找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：
过渡元素 Fe Ni Pt Pd Rh
原子结构与元素周期律的关系
1.下面的判断，错误的是（ AD ） A.稳定性：HF<HCl<HBr<HI B.砹是一种固体，HAt很不稳定，AgAt是难溶于水且感光性很强的固体 C.硫酸锶（SrSO4）是一种难溶于水的白色固体 D.硒化氢（H2Se）是比H2S稳定的气体
比
最高价氧化物的水化物的酸碱性
较
KOH>NaOH>LiOH
或推断一
氢化物的稳定性 CH4>SiH4 比较同周期元素及其化合物的性质
碱性: NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 稳定性: HF>H2O>NH3

原子结构与元素周期律

原子结构与元素周期律原子结构指的是原子的组成和结构。

根据量子力学理论，原子由电子、质子和中子组成。

质子和中子集中在原子核中，而电子则存在于原子的外层。

电子以特定的轨道围绕着原子核运动，这些轨道又被称为电子壳。

每个电子壳能够容纳不同数量的电子，其中第一电子壳最多容纳2个电子，第二电子壳最多容纳8个电子，而后续的电子壳分别容纳最多18个、32个和50个电子。

这是因为电子的分布满足一定的能级规则，即每个电子壳的能级比前一个电子壳的能级高。

元素周期律是研究和分类元素的规律性表达方式。

元素周期表是根据元素的原子序数和化学性质编排的表格。

元素周期表的主体是按照原子序数递增排列的，每个元素的原子序数代表了其原子核中的质子数。

现在的元素周期表是按照门捷列夫周期定律、贝尔定律和气体化学定律编撰的。

门捷列夫周期定律是指元素的性质会随着原子序数的增加而循环性地变化。

贝尔定律则是指元素的化学性质主要取决于其原子外层电子的数目。

基于这些定律和规律，元素周期表将元素分成了相应的周期和族。

元素周期表的周期是指元素周期表中的横行，也称为周期。

一共有7个周期，每个周期中的元素具有相似的化学性质。

元素周期表中的族则是指元素周期表中的竖列，也称为族。

元素周期表中的元素周期和族数共同描述了元素的化学性质，周期性地变化。

对于周期表上的每个元素，都有相应的元素符号、原子序数、相对原子质量和周期表中的位置。

元素周期表的开创者是俄国化学家门捷列夫，他在19世纪初首次提出了元素周期定律，并将元素按照这个定律排列在一张表上。

随着现代化学的发展，元素周期表逐渐完善，并逐渐扩展。

如今的元素周期表已经包含了118个元素，其中92个是自然界存在的元素，剩下的是由科学家们在实验室中合成的人工合成元素。

总结起来，原子结构和元素周期律是化学中两个重要的概念。

原子结构指的是原子的组成和结构，包括质子、中子和电子的分布。

元素周期律则是描述和分类元素的规律性表达方式，根据原子序数和周期规律将元素排列在一个表格里，以反映元素的周期性变化。

高中化学专题复习五原子结构与周期表

高中化学专题复习五原子结构与周期表一、核外电子排布1．元素：含有相同质子数的同一类原子的总称。

核素：含有一定数目质子和中子的原子。

同位素：含有同质子数，不同中子数的同一种元素的不同原子之间的互称。

质量数：质子数与中子数之和。

2．核外电子排布规律：①最外电子层最多只能容纳8个电子（氢原子是1个，氦原子是2个）；②次外电子层最多只能容纳18个电子；③倒数第三电子层最多只能容纳32个电子；④每个电子层最多只能容纳2n2个电子。

注意：电子总是先排布在能量最低的电子层里。

3．1～18号元素的原子结构示意图：略。

4．元素周期律：元素的性质随着原子核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。

元素周期律是元素核外电子排布随元素核电荷数的递增的必然结果。

（1）随着原子核电荷数的递增原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

除1、2号元素外，最外层电子层上的电子重复出现1递增到8的变化。

（2）随着原子核电荷数的递增原子半径呈现周期性变化。

同周期元素，从左到右，原子半径减小，如：Na Mg Al Si P S Cl；C N O F同主族元素，从上到下，原子半径增大。

（3）随着原子核电荷数的递增元素的主要化合价呈现周期性变化。

同周期最高正化合价从左到右逐渐增加，最低负价的绝对值逐渐减小元素的最高正化合价==原子的最外层电子数；最高正化合价与负化合价的绝对值之和=8。

（4）随着原子核电荷数的递增元素的金属性和非金属性呈现周期性变化同周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐增强Na Mg Al Si P S Cl 金属性：Na＞Mg＞Al 金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强非金属性：Cl＞S＞P＞Si，（5）①元素的金属性越强，最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性越强，反之也如此。

如：金属性：Na＞Mg＞Al，氢氧化物碱性强弱为：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。

②元素的非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性越强，反之也如此。

原子结构与元素周期律知识点

原子结构与元素周期律知识点一、原子结构1.原子的组成原子是最基本的化学单位，它由质子、中子和电子组成。

质子带有正电荷，中子不带电荷，电子带有负电荷。

质子和中子集中在原子核中，而电子则围绕原子核运动。

2.元素的定义元素是由具有相同原子序数的原子组成的物质。

原子序数是元素的核外电子数目，也是元素在元素周期表中的位置。

3.原子的大小原子的大小可以通过原子的半径来表示。

原子半径通常用皮克米（pm）来表示，1pm=1×10^-12m。

原子的半径随着元素的原子序数增加而增加。

4.原子的质量原子的质量可以通过原子的相对原子质量来表示。

相对原子质量是以碳-12同位素为标准进行比较的，碳-12同位素的相对原子质量为12、相对原子质量可以通过元素周期表上的数值来获得。

5.原子核原子核是原子的中心部分，其中包含了质子和中子。

原子核的直径约为1×10^-15m，而整个原子的直径约为1×10^-10m，因此原子核只占据原子体积的很小一部分。

6.原子的电子排布原子的电子排布遵循能量最低原理，即通过填充电子能级和轨道来达到最低能量状态。

根据泡利不相容原理，每个轨道最多只能容纳2个电子，且这两个电子的自旋必须相反。

7.原子的电子壳层和能级原子的电子分布在不同的壳层和能级上。

壳层按主量子数来编号，第一个壳层为K壳，第二个壳层为L壳，依次类推。

能级是指在同一个壳层上，不同轨道的电子所具有的能量。

8.原子的价电子价电子是原子中最外层的电子，它决定了原子的化学性质。

元素周期表中的元素按照价电子数目的增加顺序排列。

二、元素周期律1.元素周期表的构成元素周期表是一种将元素按照原子序数和化学性质的周期性排列的表格。

它由原子序数递增的一系列水平行（周期）和垂直列（族）组成。

2.元素周期表的分区元素周期表可以分为s区、p区、d区和f区。

s区包含1个周期，p区包含6个周期，d区包含10个周期，f区包含14个周期。

3.元素周期表的主族和过渡元素元素周期表中的1A-2A和3A-8A族元素称为主族元素，它们的电子配置在外层壳层上有相似的组成。

原子结构与元素周期表

科学探究（教材p14)
1. 横行七个周期；2，8，8，18，18，32种；每一周期开头第一个元素的最外层的排布通式为ns1，结尾元素的
电子排布式为ns2np6;第一周期只有一个1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s2，跟其他周期的结尾元素的原子电子排布式不同。
2.纵列 ➢18个纵列； ➢除零族元素中He（2s2）与其它稀有气体ns2np6不同外，其余相等。
原子结构与元素周期表
交流讨论：
(1)什么是元素周期律？ (2)元素的性质包括哪些方面？ (3)元素性质周期性变化的根本原因是什么？
周期 2 3 4
一、原子结构与元素周期表
ⅠA
ⅦA
Li [He] 2s1
F [He] 2s22p5
Na [Ne]3s1
Cl [Ne]3s [Ar]4s24p5
▪ds区元素：d能级填满并且最后一个电子填充在s能级上的元素。结构特点：（n-1）d10ns1-2，包括 ⅠB族和ⅡB族。
▪f区元素：最后一个电子填充在f能级上的元素。包括镧系和锕系。d区、ds区和f区元素称过渡元素。
再见
4. 族
元素周期表可分为7主族，7副族，0族和一个第Ⅷ族；副族元素介于s区元素（主要是金属元素）和 p区（主要是非金属）元素之间，处于由金属向非金属过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素
5
• 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质的递变规律决定的。同周期元素从左到右非金属性增强，同主族从上到下非金属性减弱，结果使元素周期表右上方三角区内的元素主要呈现出非金属性。
（1）1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 （2）[Ar]3d10 4s1 2．由下列元素在周期表中的位置，给出其原子的价电子层构型

第五章物质结构元素周期律

第五章物质结构元素周期律第一节原子结构典例分析：【例1】X 元素原子的质量数为m ，核内中子数为n ，则wgX ＋含有电子的物质的量是A 、(m －n)w/mmolB 、(m －n －1)w/mmolC 、(m ＋n)w/mmolD 、(m －n ＋1)w/mmol【解析】1molX ＋含电子的物质的量为(m －n －1)mol ，即mgX ＋含(m －n －1)mol 电子，设wgX ＋含电子的物质的量为y ，列比例：mg :(m －n －1)mol=wg :y ，y=w(m －n －1)/m mol【答案】B【例2】在原子的第n 电子层中，当n 层为最外层时，最多可容纳电子数(n －1)与相同；当n 为次外层时，最多容纳的电子数比(n ＋1)层最多容纳电子数多10，则n 层是A 、N 层B 、M 层C 、L 层D 、K 层【解析】由题意知n 不可能是K 层，该原子最外层容纳电子数最多为8个，则该n 层必为M 层。

【答案】B【例3】++X X A Z A Z 1与两种微粒，下列叙述正确的是A 、质子数一定相同，质量数和中子数一定不同B 、化学性质几乎相同C 、一定都由质子、中子、电子组成D 、核电荷数、核外电子数一定相同【解析】在微粒的表示符号中左下角表示质子数，左上角表示质量数，右上角表示微粒所带电荷数。

因此++X X A Z A Z 1与中，当A=1、Z=1时，微粒为H X 1111即，++D X 2121即，H 11无中子，故C 不正确；++X X A Z A Z 1与为同种元素的原子与离子，所以B 、D 选项不正确。

【答案】A能力提高： 1、某离子用-n A Z R 表示，下列关于该离子的叙述正确的是（）A 、所含质子数 = A - nB 、所含中子数 = A - ZC 、所含电子数 = Z + nD 、所带电荷数 = n2、某元素+n M 核外有a 个电子，该元素的某种原子的质量数为A ，这该原子的核内中子数为（）A 、A - a + nB 、A - a - nC 、A + a - nD 、A + a + n3、下列原子结构示意图正确的是（）AB 、C 、D 、4、与OH －具有相同质子数和电子数的微粒是（）A 、F －B 、NH 3C 、H 2OD 、Na +5、某金属氧化物的化学式为M 2O 3，一个分子的电子总数为50，每个M 离子含10个电子，若其中每个氧原子核内不有8个中子，M 2O 3的相对分子质量为102，则M 原子核内的中子数为（）A 、14B 、16C 、10D 、216、美国科学家将两种元素铅和氪的原子核对撞，获得了一种质子数为118、中子数为175的超重元素，该元素原子核内的中子数与核外电子数之差为（）A 、57B 、47C 、61D 、2937、下列四组物质中，不具相同核外电子总数的两种分子是（）A 、H 2O 2和CH 3OHB 、HNO 2和HClOC 、H 2O 和CH 4D 、H 2S 和F 28、人类探测月球发现，在月球的土壤中含有较丰富的质量数为3的氦，它可以作为未来核聚变的重要原料之一。

元素原子结构的变化规律

• 所以，n，l，m三者共同决定电子云所处的位置离核的远近，能量的高低，电子云的形状和伸展方向。例如，n=3，l=1，m=0所表示的3px原子轨道位于第三层，呈哑铃形，电子云沿z轴方向伸展的轨道。
• 5.1.2.4自旋量子数ms • 通过观察氢原子光谱发现，每一条谱线又可以分为两条或多条谱线，谱线出现了精细结构。这反映了两种不同的状态。人们又提出了电子自旋的概念，认为电子除了绕核高速旋转以外，还有自身旋转运动。引入的ms称为自旋量子数。ms=±½。自旋量子数只有两种状态。一般用向上或向下的箭头 “↑”“↓”来表示。因此，每一原子轨道上最多能容纳2个电子。 • 原子中每个电子的运动状态可以由n，l，m，ms四个量子数共同描述。四个量子数确定以后，电子在核外空间的运动状态也随之确定。
• 5.1 原子核外电子的运动状态 • 5.1.1 波函数及原子轨道 • 物质是由原子组成的。原子中电子绕核运动形成了一个带负电荷的云团，电子运动具有波粒二象性，电子运动时，在一个确定的时刻不能精确地测定电子的确切位置。电子具有波粒二象性 • 微观粒子的主要运动特征是波粒二象性。微观粒子与宏观物体的不同之处在于宏观物体可以用经典力学来描述其运动时的具体位置和速度。但是微观粒子遵循测不准关系，无法准确测定其位置和动量。对于在原子核外运动的电子，虽然无法在某一时刻准确预测其具体位置，但可以用统计学的方法描述在核外出现的频率。
• 按光谱学的分类，l的取值为0，1，2，…（n-1）时，分别称为s,p,d,f …。角量子数，亚层符号以及电子云形状的对应关系如表5-3中体现。角量子数与波函数的角度部分有关，它决定了电子在空间的角度分布情况，也决定了电子云的形状。当l=0时的s轨道，其电子云的形状是呈球形的，是对称的，电子的运动状况与角度无关；当l=1时的p轨道，其电子云呈哑铃形，是不对称的，电子的运动状况与角度有关；当l=2时的d轨道，其电子云呈花瓣形，是不对称的，电子的运动状况与角度有关。结合表5-3和图5-2可以发现，不同的角量子数l对应不同的电子云形状。

高考化学一轮复习第5章物质结构元素周期律第1讲原子结构课件

【归纳提升】 (1)一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素。
(2)有多少种核素就有多少种原子。 (3)同位素：“位”即核素在元素周期表中的位置相同。
(4)核变化不属于物理变化，也不属于化学变化。
考点二原子核外电子排布的规律
1．电子层的表示方法及排布规律 (1)电子层的表示方法。
(2)核外电子排布规律。 2．原子结构示意图
C.5267Co、5277Co、5287Co、5297Co 和6207Co 互为同位素，物理性质几乎相同，化学性质不同 D.5267Co、5277Co、5287Co、5297Co 和6207Co 互为同分异构体
解析：5267Co、5277Co、5287Co、5297Co 和6207Co 互为同位素，物理性质不同，化学性质几乎完全相同，A、C、D 错误； 6207Co 的中子数为 60－27＝33，与电子数之差为 33－27 ＝6，B 正确。答案：B
第1讲原子结构
【最新考纲】 1.了解元素、核素和同位素的含义。 2.了解原子的构成；了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。 3.了解原子核外电子排布。
考点一原子的构成及其微粒间的数量关系
1．原子的构成
2．原子结构中的微粒关系 (1)原子。
(2)离子的核外电子数。核外电子数阳阴离离子子：：质质子子数数－＋电电荷荷数数
解析：氘(12H)是氢元素的一种核素，含有一个质子、一个中子和一个电子，与 1H 互为同位素，A 项、B 项正确；由同种元素形成的不同单质之间互称为同素异形体，C 项错误；1H182O 与 D162O 的相对分子质量均为 20，D 项正确。答案：C
4．(2015·唐山检测)具有广泛用途的6207Co 放射源首次实现了国内批量生产。另外，钴还有多种原子，如5267 Co、5277Co、5287Co 和5297Co。下列关于钴原子的说法正确的是( ) A.5267Co、5277Co、5287Co、5297Co 和6207Co 是摩尔质量不同的五种同素异形体 B.6207Co 放射源可以用来治疗癌症，其中子数与电子数之差等于 6

原子结构和元素周期律

原子结构和元素周期律原子结构和元素周期律是化学中非常重要的概念，对理解物质的性质和化学反应机理具有关键作用。

在现代原子理论中，原子被认为是由电子、质子和中子组成的。

元素周期表是将所有已知元素按照一定规律排列的表格，可以反映出元素之间的相似性和周期性规律。

首先，我们来了解原子结构。

原子是物质的最小单位，由电子、质子和中子组成。

电子是带负电荷的基本粒子，质子是带正电荷的基本粒子，中子是不带电荷的基本粒子。

在原子的中心核内，质子和中子集中存在，而电子则绕着核的轨道上运动。

原子的质量主要集中在核内，而体积主要由电子轨道决定，整体呈现出一种空心球的结构。

原子中的电子有不同的能级，能级越低，电子越稳定。

最靠近原子核的第一能级只能容纳2个电子，第二能级能够容纳8个电子，第三能级能够容纳18个电子，以此类推。

根据原子轨道的不同形状，可以有s轨道、p轨道、d轨道和f轨道等。

每个能级上都有不同数量和不同形状的轨道。

元素周期表是将元素按照一定规律排列的表格。

最早的元素周期表是由俄罗斯化学家门捷列夫在19世纪中叶提出的。

现在使用的国际标准元素周期表是根据元素的原子序数（元素中质子的数目）进行排列的。

元素周期表主要由若干周期和若干族组成。

周期表中的周期是指元素按照原子序数递增的顺序分成的若干行，每一行被称为一个周期。

一般来说，从左到右，周期中的元素的原子半径逐渐减小，原子电荷逐渐增加，而从上到下，周期中的元素的原子半径逐渐增大，原子电荷也逐渐增加。

元素周期表中的周期性规律是指周期表中的元素随着原子序数的增加，性质和反应规律呈现出周期性的变化。

周期表中的族是指元素按照元素化学性质相似原则划分的列。

周期表中共有18个族，其中，第1族至第2族为主族元素，第3族至第12族为d区过渡元素，第13族至第18族为p区过渡元素。

族内元素的化学性质相似，拥有相同的化学价态和类似的反应性质。

元素周期表的布局有很多重要的特征和规律。

在周期表的左侧，主要是金属元素，具有良好的导电性、热导性和延展性。

第五章物质结构元素周期律知识点讲解

一、原子的组成1．原子的组成第一章物质结构元素周期律质子(Z个)——决定元素种类原子核——决定同位素种类中子 (A-Z) 个原子(Z A X)核外电子 (Z 个 )——最外层电子数决定元素的化学性质2．微粒间数目关系质子数（ Z）= 核电荷数= 原子数序＝原子的核外电子数原子序数：按质子数由小大到的次序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。

质量数（ A）= 质子数（ Z）+ 中子数（ N）中性原子：质子数= 核外电子数阳离子：质子数 = 核外电子数＋所带电荷数阴离子：质子数 = 核外电子数－所带电荷数A ±bc±3．原子表达式及其含义Z X dA表示 X 原子的质量数； Z 表示元素 X 的质子数；d表示微粒中 X 原子的个数； c±表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中 X 元素的化合价。

二、原子及原子团1．原子：是化学变化中的最小微粒。

在化学反响中，核外电子数可变，但原子核不变。

2．原子团：两个或两个以上原子结成的企业，作为一个整体参加化学反响。

它能够是中性的基（如— CH3），也能够是带正电的阳离子（如 NH+4）或带负电的阴离子（如 NO-3）。

三、原子核外电子运动的特点(1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能够同时正确地测定电子在某一时刻所处的地址和运动的速度，也不能够描绘出它的运动轨迹．在描绘核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机遇的多少．(2)描绘电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表示了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少．(3)在平时情况下，氢原子的电子云呈球形对称。

在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．四、原子核外电子的排布规律(1)在多电子原子里，电子是分层排布的．电子层数（ n）1234567表示符号K L M N O P Q各周期元素2 8 8 18 18 32 26实质数目离核远近能量n 值越大，电子离原子核越远，电子拥有的能量越高高低(2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M(3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子 (n＝ 1、 2)．②最外层容纳的电子数≤ 8 个(K 层为最外层时≤ 2 个)，次外层容纳的电子数≤ 18 个，倒数第三层容纳的电子数≤32 个．比方：当 M 层不是最外层时，最多排布的电子数为 2× 32＝18 个；而当它是最外层时，则最多只能排布 8 个电子．(4)原子最外层中有8 个电子 (最外层为 K 层时有 2 个电子 )的结构是牢固的，这个规律叫“八隅律”．但如 PCl5中的 P 原子、BeCl2中的 Be 原子、XeF4中的 Xe 原子，等等，均不满足“八隅律” ，但这些分子也是牢固的．五．元素周期律和元素周期表：俄国化学家门捷列夫（一）元素周期律：元素的性质随着原子序数的递加而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律．1、[原子序数 ]按核电荷数由小到大的次序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数2、[元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律 ] 关于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递加：(1)最外层电子数从 1 个递加至 8 个(K 层为最外层时，从 1 个递加至 2 个)而表现周期性变化．(2)元素原子半径从大至小而表现周期性变化 ( 注：稀有气体元素的原子半径因测定的依照不相同，而在该周期中是最大的 )．(3)元素的化合价正价从 +1 价递加至 +5 价(或+7 价)，负价从－ 4 价递加至－ 1 价再至 0 价而呈周期性变化．3、[三素 ] 的比较（1）元素：拥有相同的核电荷数（即质子数）的同类原子的总称核电荷数决定元素种类（2）核素：拥有必然数目的质子和必然数目的中子的一种原子，叫做一种核素．也就是说，每一种原子即为一种核素，如11 H、21 H、126 C、136 C 等各称为一种核素．（核素是一种详尽原子的另一称呼）（ 3）同位素：拥有相同质子数和不相同中子数的同种元素的原子，互称同位素。

原子结构与元素周期律PPT教学课件

1.世界著名的传统工业区：德国鲁尔区、英国中部工业区、美国东北部工业区等。我国传统工业区：东北工业区、目前山西以煤炭为主的工业区。
• 2.传统工业区的发展条件：煤、铁资源以及优越的交通条件，
• 主要传统产业煤炭、钢铁、机械、化工等。 3.传统工业区的发展：20世纪70年代前兴
盛—70年代后衰落—现在又兴盛。
应注意结合图记忆世界著名传统工业区的分布，同时结合资源分布图理解传统工业区发展的物质条件：一般是在丰富的煤、铁资源的基础上（加上优越的交通运输条件），以煤炭、钢铁、机械、化工等传统工业为主，以大型工业企业为轴心，逐渐发
展起来的工业地域。
这些传统工业区在本国以至世界工业发展过程中曾经起着重要作用。但20世纪50年代以来，尤其是70年代以来，开始出现衰落。有些工业区后来经过长期的改造历程后，现在又成为一颗备受瞩目的新星。下面我们就以德国的传统工业区——鲁尔区
三、鲁尔区可持续发展的主要策略
1、改造传统产业，大力扶持新兴产业，实现产业结构多元化
措施
做法
效果
改造工业
对煤炭、钢铁等传统工业实行集中化、合理化的改造和整顿
厂矿企业数量大幅度下降，生产规模大幅度提高
扶持产业
联邦、州政府及鲁尔区煤管协会等着力改造投资环境，鼓励新兴产业迁入
新建、迁入企业数量大大超过同期德国平均水平
（2）煤炭的能源地位下降（石油的地位在上升）
（3）世界性钢铁过剩 20世纪50年代以后，随着社会经济的发展，产钢和出口钢的国家越来越多（尤其像日本、意大利等国依靠临海区位优势发展钢铁工业，成本低，竞争力强），另外，发展中国家相继独立后，积极发展各自的民族工业（它们发展钢铁工业的最大优势是当地资源丰富），使世界钢铁市场竞争激烈。70年代的经济危机，以及钢产品的替代产品（如铝合金、塑钢等）的广泛使用，使世界钢材消耗量急剧减少，表现为世界性钢铁过剩，导致鲁尔区钢铁工业生产萎缩。

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